Квантова електродинаміка Фізики вирішили пояснювати поля термінах частинок тому, що поняття частки було прийнятним у фізиці. Фізики пояснюють поля за допомогою квантової електродинаміки (КЕД) – однієї з найкорисніших та загальноприйнятих фізичних теорій. Квантова

Квантова хімія

Квантова хімія

Квантова хімія- це напрямок хімії, що розглядає будову та властивості хімічних сполук, реакційну здатність, кінетику та механізм хімічних реакцій на основі квантової механіки. Розділами квантової хімії є: квантова теорія будови молекул, квантова теорія хімічних зв'язків та міжмолекулярних взаємодій, квантова теорія хімічних реакцій та реакційної здатності та ін. Квантова хімія знаходиться на стику хімії та квантової фізики(квантової механіки). Вона займається розглядом хімічних та фізичних властивостейречовин на атомарному рівні (моделях електронно-ядерної будови та взаємодій, представлених з погляду квантової механіки). Внаслідок того, що складність об'єктів, що вивчаються, у багатьох випадках не дозволяє знаходити явні рішення рівнянь, що описують процеси в хімічних системах, Застосовують наближені методи розрахунку. З квантовою хімією нерозривно пов'язана обчислювальна хімія - дисципліна, що використовує математичні методиквантової хімії, адаптовані для складання спеціальних комп'ютерних програм, що використовуються для розрахунку молекулярних властивостей, амплітуди ймовірності знаходження електронів в атомах, симуляції молекулярної поведінки

Загальні відомості

Основним завданням квантової хімії є вирішення рівняння Шредінгера та його релятивістського варіанта (рівняння Дірака) для атомів та молекул. Рівняння Шредінгера вирішується аналітично, враховуючи такі обмеження: жорсткий ротатор, гармонійний осцилятор, одноелектронна система. Але реальні багатоатомні системи містять велика кількістьвзаємодіючих електронів, а таких систем немає аналітичного розв'язання цих рівнянь, і, очевидно, воно буде знайдено й надалі. З цієї причини в квантовій хімії доводиться будувати різні наближені, зазвичай чисельні чи напівчисельні рішення. Через швидкого зростанняскладності пошуку рішень зі зростанням складності системи та вимог до точності розрахунку, можливості квантовохімічних розрахунків сильно обмежуються поточним розвитком обчислювальної техніки, хоча революційні зрушення у розвитку, що спостерігаються в останні два десятиліття комп'ютерної техніки, що призвели до її помітного здешевлення, помітно стимулюють розвиток прикладної квантової хімії. Рішення рівняння Шредінгера будується на рівнянні Хартрі-Фока-Рутану ітераційним методом (SCF-self consistent field - самоузгоджене поле) і полягає у знаходженні виду хвильової функції. Наближення, що використовуються у квантовій хімії:

Проте більшість фізиків не поділяла переконань Е. Шредінгера, оскільки доказів існування електрона як негативно зарядженої хмари не існувало на той момент. Загальноприйнятою думка стала лише завдяки роботам Макса Борна, який обгрунтував імовірнісне трактування квадрата хвильової функції. За фундаментальне дослідженняв галузі квантової механіки, особливо за статистичну (імовірнісну) інтерпретацію хвильової функції, М.Борну було присуджено у 1954 році

Дали квантовоміх. інтерпретацію. Їхній підхід знайшов подальший розвитоку роботах Дж. Слейтера (1931) та Л. Полінга (1931) і отримав назв. . У цей період Ф. Хунд (1928), Р. Маллікен (1928), Дж. Леннард-Джонс (1929) і Еге. Хюккель (1930) заклали основи поширеного нині . Одночасно з'явилися і основні роботи Д. Хартрі (1927) і В. А. Фока (1930), що створили, а також роботи Дж. Слейтера (1929-30) з мат. основ. X. Бете (1929) і Дж. Ван Флек (1932-35) розробили, розвиток якої призвів до створення, що знайшла широке застосування в координації. . Загальна схема квантовохім. підходу. Квантовохим. розгляд , і складніших систем, вільних чи які у внеш. поле, що не залежить від часу, зазвичай починається з рішення стаціонарного ур-ня Шредінгера, де E і Y -Повна енергія і хвильова ф-ція системи, -оператор Гамільтона (гамільтоніан) системи, що являє собою суму кінетич. та потенц. енергії та ядер, що входять до системи. кінетич. енергії дорівнює:

де індекс i нумерує , індекс a -ядра, т і т a - маси та ядра а соотв., - . У декартових координатах D i та D a є сумою других приватних похідних за координатами i та ядра a соотв., напр.:

потенц. енергії дорівнює сумі кулонівського взаємод. частинок, які залежать від відстаней r ij між частинок, а також взаємод. частинок із зовніш. полем. Напр., для LiH (4 електтрони) без внеш. поля гамільтоніан виглядає слідом. чином:


При обліку в гамільтоніан входять і . Хвильова ф-ція для мол. системи, одержувана в результаті рішення ур-ня Шредінгера, повинна задовольняти загальним вимогам, що пред'являються до хвильових ф-цій в . Зокрема, для багатоелектронної системи вона повинна бути антисиметричною щодо перестановки координат (просторових та спинових) будь-якої , тобто повинна міняти знак за такої перестановки (див. ). Завдання знаходження хвильової ф-ції та енергії мовляв. системи зазвичай вирішується за допомогою або методів. Оскільки відповідні розрахунки дуже трудомісткі, залежно від складності об'єкта і цілей дослідження використовують неемпіричні чи прості напівемпіричні розрахункові методи. У заздалегідь задають лише числа та ядер у системі, а також заряди ядер та значення фундам. постійних (напр., заряду та маси). Додатково з досвіду запозичуються значення окремих величин, що входять до розрахунку, напр, величин, що визначають взаємод. з ядрами, міжелектронний взаємод. та ін (див. ). При цьому величини, що обчислюються, напр. енергія , взятої як зразок, повинні збігатися з експерим. значеннями. Неемпірич. розрахунки, звані часто ab initio, отримали широке розповсюдженнялише після розвитку розрахує. техніки і самі значною мірою сприяли цьому розвитку. Звичайна схема введення спрощень при вирішенні стаціонарного ур-ня Шредінгера для зводиться до наступного. У припущенні, що центр мас знаходиться на початку системи координат, вводять , що дозволяє вирішувати завдання в два етапи: спочатку розглянути систему , що рухаються в полі нерухомих ядер (електронне ур-ня Шредінгера), а за тим - систему ядер, що рухаються в усередненому полі ( ядерне ур-ня Шредінгера). У першому етапі тим чи іншим способом (зазвичай з допомогою прямого варіац. методу) знаходять хвильову ф-цию системи з N при разл. конфігураціях ядер для k-го електронного стану Ф k (r 1 , r 2 , ..., r N ; R), де r i (i=1,2,...) - радіуси-вектори , а R - сукупність змінних , Що визначають положення ядер (напр., для заданої ядерної конфігурації сукупність незалежних відстаней R ab між ядер a та b . Одночасно отримують і електронні енергії E k (R), також залежать від R. Ф-ція E k (R) визначає той потенціал, в якому рухаються ядра в її k-му електронномустані. З геом. точки зору ця ф-ція є багатовимірною пов-сть, звану або потенц. поверхнею. Ф-цію E k (R), обчислену шляхом вирішення електронного ур-ня або знайдену за допомогою к.-л. модельних міркувань (напр., в наближенні багатовимірного гармонійного осцилятора), використовують на другому етапі, вирішуючи хвильове ур-ня для ядер, попередньо виділивши ту частину гамільтоніана, яка відповідає обертанню системи ядер як цілого. Отримані у своїй хвильові ф-ции відповідають усуненням ядер друг щодо друга і зазвичай зв. коливання. хвильовими ф-циями, а відповідні їм собств. значення-колебат. рівнями енергії. Совр. стан та перспективи розвитку квантової. Аналіз електронного (будови електронних оболонок, розподілу та ін) дозволив інтерпретувати разл. типи хім. зв'язків, мн. поняття класич. теорії хім. будови та хім. кінетики, такі як , кратність хім. зв'язків, сполучення та надсполучення, хім. р-цій та ін. На початкових етапах розвитку квантової були введені в нові поняття - , s - та a -зв'язки, трицентрові зв'язки, спин-орбітальне взаємод., порядки зв'язків, індекси реакц. Можливості та ін. були встановлені кореляції між обчислюваними параметрами (зазвичай, для рівноважних змін ) і св-вами в-ва, і навіть його поведінкою в хім. р-ціях, розвинена якостей, теорія. У 60-ті роки. сформульовано та розроблено принцип збереження орбітальної в хім. р-ціях (див.). Квантовохим. розрахунки поверхні потенц. енергії створили основу для вирішення задачі про особливості руху (динаміки) ядер частинок, що беруть участь у елементарному хімічному. р-ції. В результаті стало можливим обчислювати перерізи р-ції та мікроскопіч. , Що характеризують перехід з вихідної системи в кінцеве (докладніше див хім. Р-ції). Завдяки розвитку обчислить. методів і, отже. вдосконаленню неемпірич. розрахунків електронного було встановлено, що для досягнення точності розрахунків, порівнянної з точністю кращих експериментів. вимірювань, варіаційні хвильові ф-ції повинні бути побудовані на значно ширшому базисі вихідних ф-цій, ніж при використанні методів мол. , і містити доданки, що відповідають не одній, а декількома разл. конфігурацій електронної оболонки. Це дозволяє отримати складнішу картину електронного , враховує локальне, а чи не усереднений за всіма можливими положеннями вплив друг на друга, тобто. . Розрахунки показують, що у мн. випадках визначальним чином впливає на енергетичні та інші характеристики. Квантовохим дослідження дозволили виявити низку нових особливостей руху ядер частинок, що становлять . Так було виявлено наявність множинних мінімумів на потенц. пов-стях, розділених порівняно невисокими потенц. бар'єрами. Крім того, виявлено висока чутливістьелектронного до зміни зміни їх ядер і до малих внеш. обуренням. Перехід до локалізованих мовляв. дозволив по-новому оцінити такі поняття класич. теорії хім. будови, як двоцентрові зв'язки, збудження тієї чи іншої окремого зв'язкуабо функці. групи в і т.п., а також підтвердив можливість використовувати характеристики, що належать до даного мовляв. фрагменту (напр., параметри розподілу, енергію фрагмента та ін), для всіх одного гомологіч. ряду, які включають цей фрагмент. Обчислити. квантова дозволяє розраховувати з досить високою точністю такі важливі характеристики, як рівноважні між'ядерні відстані та , енергії хім. зв'язків, бар'єри внутр. обертання та бар'єри переходу між разл. , Найпростіших хім. р-цій, а також величини, які важко або навіть неможливо визначити експериментально (напр., енергії і геом. Параметри в , ймовірності і т.п.).До Вантова дозволяє врахувати ефекти, пов'язані з проявом взаємодій. між разл. типами рухів у . Було з'ясовано, зокрема, у яких випадках адіабатич. Наближення незастосовне і рух і ядер слід розглядати одночасно в їхній взаємодії (див. ). Таке взаємод. у певних випадках призводить до нестійкості симетричної геомії. (). На основі квантової розроблена теорія поглинання і фотоелектронних і рентгеноелектронних спектрів. Квантова теорія електрич. та магн. св-в сприяла впровадженню у фіз. Методи дослідження, зокрема , і , і значно полегшили інтерпретацію експерим. результатів. Отримано велике числорозрахункових даних за ймовірностями електронних переходів, часів життя та спектроскопич. постійним. До осн. напрямів розвитку квантової ставляться: всебічне вивчення впливу св-ва в разл. станах та на особливості взаємод. між собою; вивчення зв'язку разл. типів рухів і встановлення специфіки станів і св-в, в яких брало цей зв'язок грає визначальну роль (напр., у разі незастосовності адіабатич. наближення); отримання та накопичення достовірних чисельних даних високої точності по св-вам, необхідних для вирішення прикладних питань; розвиток теорії коливальних і коливально-оберт. спектрів, аналіз особливостей коливань. руху при сильному збудженнібагатоатомних, перехід до локальних коливань та ін.

Квантова хімія- це напрямок хімії, що розглядає будову та властивості хімічних сполук, реакційну здатність, кінетику та механізм хімічних реакцій на основі квантової механіки. Розділами квантової хімії є: квантова теорія будови молекул, квантова теорія хімічних зв'язків та міжмолекулярних взаємодій, квантова теорія хімічних реакцій та реакційної здатності та ін. Квантова хімія знаходиться на стику хімії та квантової фізики (квантової механіки). Вона займається розглядом хімічних та фізичних властивостей речовин на атомарному рівні (моделях електронно-ядерної будови та взаємодій, представлених з погляду квантової механіки). Внаслідок того, що складність об'єктів, що вивчаються, у багатьох випадках не дозволяє знаходити явні рішення рівнянь, що описують процеси в хімічних системах, застосовують наближені методи розрахунку. З квантовою хімією нерозривно пов'язана обчислювальна хімія - дисципліна, що використовує математичні методи квантової хімії, адаптовані для складання спеціальних комп'ютерних програм, що використовуються для розрахунку молекулярних властивостей, амплітуди ймовірності знаходження електронів в атомах, симуляції молекулярної поведінки.

Енциклопедичний YouTube

1 / 5

✪ Квантова хімія (розповідає хімік Іван Бушмарінов)

✪ 15x4 - 15 хвилин про квантову хімію

✪ Введення до квантової хімії

✪ Урок 3.3. Глибина матерії. Квантова механіка у дзеркалі хімії. Хімічні зв'язки

✪ будова АТОМА ➽ фізика та хімія ➽ Відеоурок

Субтитри

Загальні відомості

Основним завданням квантової хімії є рішення рівняння Шредінгера та його релятивістського варіанта (рівняння Дірака) для атомів і молекул. Рівняння Шредінгера вирішується аналітично лише для небагатьох систем (наприклад, для моделей типу жорсткий ротатор (модель, що описує лінійні молекули з постійною міжядерною відстанню. У такій моделі рівні енергії залежать тільки від обертального квантового числа), гармонійний осцилятор, одноелектронна система. Реальні багатоатомні системи містять велику кількість взаємодіючих електронів, а таких систем немає аналітичного рішення цих рівнянь, і, очевидно, воно буде знайдено й надалі. Тому в квантовій хімії доводиться будувати різні наближені рішення. Через швидке зростання складності пошуку рішень зі зростанням складності системи та вимог до точності розрахунку, можливості квантовохімічних розрахунків сильно обмежуються поточним розвитком обчислювальної техніки, хоча революційні зрушення у розвитку комп'ютерної техніки, що спостерігаються в останні два десятиліття, призвели до її помітного здешевлення, помітно стимулюють. розвиток прикладної квантової хімії Рішення рівняння Шредінгера часто будується на рівнянні Хартрі-Фока-Рутану ітераційним методом (SCF-self consistent field - самоузгоджене поле) і полягає у знаходженні виду хвильової функції. Наближення, що використовуються у квантовій хімії:

Будова атома

Відповідно до уявлень квантової механіки, атоми немає певних кордонів, проте можливість знайти електрон, що з даним ядром, з відривом r від ядра швидко падає зі збільшенням r. Тому атому можна приписати певний розмір.

Радіальна функція розподілу ймовірності знаходження електрона в атомі водню має максимум при 0, як показано на рис.1. Цей найімовірніший радіус для електрона збігається з борівським радіусом. Більш розмита хмара щільності ймовірності, отримані при квантовомеханічному розгляді, значно відрізняється від борівської моделі атома і узгоджується з принципом невизначеності Гейзенберга.

Найкращим описомефективних розмірів ізольованого атома є теоретично розраховане становище його зовнішніх електронів. Це так званий орбітальний радіус атома. Залежно від порядкового номера елемента (Z) проявляється чітка періодичність у зміні значень орбітальних атомних радіусів. На рис.2 представлено залежність орбітальних радіусів від порядкового номера елемента.

Розмір електронної оболонки атома більш ніж 10 тисяч разів перевищує розмір його атомного ядра.

Ядро атома складається з позитивно заряджених протонів та незаряджених нейтронів. Якщо число протонів у ядрі збігається з числом електронів, то атом загалом виявляється електрично нейтральним. В іншому випадку він має деякий позитивний або негативний заряд і називається іоном. Атоми класифікуються за кількістю протонів і нейтронів у ядрі: кількість протонів визначає приналежність атома до деякого хімічному елементуа число нейтронів - ізотоп цього елемента.

Утворення хімічного зв'язку та будова молекул і твердих тіл

Єдиною молекулярною системою, Для якої рівняння Шредінгера може бути точно вирішено, є молекулярний іон водню H 2 + , Де єдиний електрон рухається в полі двох ядер (протонів). Довжина хімічного зв'язку в молекулярному іоні водню H 2 + становить 1,06 Å. Енергія, розриву, хімічного зв'язку в молекулярному іоні водню H 2 + становить 61 ккал/моль. Енергія тяжіння електрона до обох ядрам в одноелектронному хімічному зв'язку компенсує енергію відштовхування протонів, яка на відстані 1,06 Å становить 314 ккал/моль.

Оскільки точне рішення рівняння Шредінгера для атомно-молекулярних систем, що містять більше одного електрона, неможливе, виникли наближені теорії хімічного зв'язку.

У 1958 р. на симпозіумі з теоретичної органічної хімії, присвяченої пам'яті А. Кекуле, Полінг представив теорію «вигнутого» хімічного зв'язку. Подвійна та потрійна хімічний зв'язокрозглядалася, як комбінація двох чи трьох вигнутих одинарних зв'язків.

Правила рівного видалення електронів один від одного безпосередньо випливає із закону Кулона, згідно з яким електрони прагнуть перебувати на максимально віддаленій відстані один від одного. Наприклад, молекули типу BeH 2 мають строго лінійну конфігурацію. Атоми ІІІ групитаблиці Менделєєва утворюють тригональні молекули типу BF 3 . Атоми IV групи утворюють тетраедричні молекули типу CH 4 . Молекули, утворені атомами V і VI груп, мають геометрію тригональної біпіраміди та октаедра, відповідно.

Фізичні, у тому числі спектральні властивості атомів, молекул та твердих тіл

Атомні спектри

Квантування енергії атомів проявляється в їх спектрах поглинання (абсорбційні спектри) та випромінювання (емісійні спектри). Атомні спектри мають лінійний характер (рис.3).

Виникнення ліній у спектрі обумовлено тим, що з збудженні атомів електрони, приймаючи відповідну порцію енергії, переходять більш високий енергетичний рівень. Перехід електронів у стан із нижчим енергетичним рівнемсупроводжується виділенням кванту енергії (рис.4).

Найбільш простий спектр атома водню, лінії якого утворюють спектральні серії; їхнє становище описується виразом ν = R (1/n 1 2 - 1/n 2 2), де ν - хвильове число лінії, R - постійна Рідберга, n - цілі числа, причому n 2 > n 1 .

Аналогічні серії спостерігаються у спектрах водневих іонів (наприклад, He + , Li 2+). Зі збільшенням числа електронів атомні спектри ускладнюються і закономірності розташування ліній стають менш вираженими.

Поляризованість атомів та молекул

Зовнішнє електричне поле напруженістю E, накладене на систему взаємодіючих ядер та електронів (атомів, іонів, молекул), деформує її, викликаючи появу наведеного дипольного моментуμ = α e E, де коефіцієнт α e має розмірність об'єму і є кількісним заходом електронної поляризуемості (його також називають електронною поляризуемістю). На рис.5 представлено деформаційну поляризацію (зміщення електронної оболонки) атома водню під дією електричного поляпротону. Під час зняття зовнішнього електричного поля наведений дипольний момент зникає. У разі взаємодії атома водню та протону має місце утворення молекулярного іону водню H 2 + з найпростішим одноелектронним хімічним зв'язком.

H + H + → H 2 + + 61 ккал/моль

Відносно нещодавно були отримані достовірні дані щодо електронних поляризувань більшості атомів у вільному стані. Найбільше значенняелектронної поляризованості спостерігається у атомів лужних металів, а мінімальне - у атомів інертних газів.

У разі багатоядерних систем зовнішнє електричне поле призводить як до деформації електронних оболонок, так і до зміни рівноважних відстаней між ядрами (довжини зв'язку). Відповідно до цього поляризуемість молекули складається з двох доданків: α = α e + α a , де α e - електронна поляризуемість, α a - атомна поляризуемість.

Іонізація атомів та молекул

При високій напруженості зовнішнього електричного поля, накладеного на систему взаємодіючих ядер та електронів, відбувається її іонізація - відрив електрона від атома або молекули та утворення позитивно зарядженого іона - катіона. Процес утворення іонів з атомів чи молекул завжди ендотермічний. Кількість енергії, необхідне відриву електрона від збуджуваних атомів чи молекул, прийнято називати енергією іонізації . Для багатоелектронних атомів енергія іонізації l1, l2, l3 відповідає відриву першого, другого, третього і т. д. електронів. При цьому завжди l 1< l 2 < l 3 …, так как увеличение числа оторванных электронов приводит к возрастанию позитивного зарядуутворюється іона. Зміна енергії відриву першого електрона залежно від порядкового номера елемента наведено на рис.6.

Крива має явно виражений періодичний характер. Найменшою енергією іонізації (3-5 ев) мають атоми лужних металів, що мають по одному валентному електрону, найбільшою - атоми інертних газів, що мають замкнуту електронну оболонку.

У зв'язку з низькими значеннямиенергії іонізації лужних металів атоми їх під впливом різних впливів порівняно легко втрачають свої зовнішні електрони. Така втрата відбувається під впливом освітлення чистої поверхні лужного металу. На цьому явищі, яке зветься фотоелектричного ефекту, засновано дію фотоелементів, тобто приладів, що безпосередньо трансформують світлову енергію в електричну . Квантова природа фотоелектричного ефекту встановлена ​​Ейнштейном, якому присуджена в 1921 р. Нобелівська премія за працю з теоретичної фізики, особливо за відкриття законів фотоефекту

Спорідненість до електрона

Електрон, маючи негативний елементарним зарядом q=1,602 10 −19 Кл, як і всякий точковий електричний зарядстворює навколо себе електричне поле з напруженістю E. E=q/R 2 де R - відстань точки поля до електрона. Атом водню, потрапляючи до електричного поля електрона, піддається деформаційної поляризації. Величина наведеного дипольного моменту μ прямо пропорційна напруженості електричного поля μ = α e E = Lq.

Величина зміщення центру електронної оболонки атома водню L обернено пропорційна квадрату відстані атома водню до електрона R, що наближається (рис.7). Зближення атома водню та електрона можливе доти, доки центри областей щільності ймовірності знаходження електронів не стануть рівновіддаленими від ядра об'єднаної системи - негативно зарядженого іона водню (гідрид-іона H -).

Енергетичний ефект процесу приєднання електрона до нейтрального атома Е прийнято називати енергією, спорідненості, електрону. У процесі приєднання електрона до нейтрального атомаутворюється негативно заряджений іон (аніон) Е - :

Е + e - → Е -

На рис.8 представлена ​​залежність енергії спорідненості з електроном атомів від порядкового номера елемента. Найбільшим засобом до електрона мають p-елементи VII групи(Галогени).

Взаємодія окремих молекул, енергетичні бар'єри по дорозі трансформацій молекул

Міжмолекулярна взаємодія - це електромагнітна взаємодія електронів та ядер однієї молекули з електронами та ядрами іншої. Міжмолекулярна взаємодія залежить від відстані R між молекулами та їх взаємної орієнтації та визначається потенційною енергією. Енергія тяжіння молекул може бути представлена ​​у вигляді трьох складових: орієнтаційної Еор, індукційної Еінд, та дисперсійної Едісп.

Основні положення квантової хімії.

Перша ідея квантової хімії: а) речовина дискретно; б) енергія квантується.

Друга ідея квантової хімії: корпускулярно-хвильовий дуалізм

3-я ідея квантової хімії: імовірніснийхарактер законів мікросвіту.

1. Дискретність- Речовина складається з окремих мікрочастинок. Саме ці частки вивчає квантова хімія. Ідею квантування енергії, ґрунтуючись на спектрах випромінювання нагрітих тіл, висунув Планк.

2. Корпускулярно-хвильовий дуалізм. Мікрочастинки в мікросвіті мають і властивості частки, і властивості хвилі.

Вперше корпускулярно-хвильовий дуалізм був припущений для світла. електромагнітного випромінювання). З одного боку світло, це електромагнітна хвиляі для нього характерні такі властивості, як інтерференція та дифракція, а з іншого боку при спостереженні явища фотоефекту було висунуто припущення, що світло це потік частинок - фотонів. Було виміряно навіть масу фотона. Енергія фотона дорівнює mc 2 .

Електрон теж має подвійну природу: з одного боку це частка, що володіє певною масоюі швидкістю, з іншого боку, електрон може поводитися як хвиля. Для потоку електронів було виявлено властивості інтерференції та дифракції.

Електронографія- метод вивчення будови речовини, що ґрунтується на хвильових властивостях потоку електрона.

Рівняння, що зв'язує корпускулярні та хвильові властивостіце рівняння де Бройля.

Е = mc 2; E = hn = h; mc 2 = h; де l – довжина хвилі, с – швидкість світла, m – маса фотона.

- рівняння де Бройль для світлової хвилі.

Для електрона рівняння де Бройля має вигляд:

Де u – швидкість електрона. Коли u ® ¥, l ® 0, l = , n ® ¥.

3. Ймовірніснийхарактер законів мікросвіту.

У 1927 р. Гейзінберг висунув принцип невизначеності; згідно з цим принципом неможливо точно визначити місце розташування частки та її імпульс у Наразічасу.

Де Dp x – похибка імпульсу вздовж осі Х, Dx – похибка координати, – квант дії – константа.

Нехай Dp x ® 0, тоді Dx ® ¥, тому що , і навпаки, якщо Dx ® 0,

Примітка. Ця невизначеність не пов'язана з неточністю приладів, вона є наслідком природи електрона.

Наслідки принципу невизначеності:

1. Рух електронів у атомі - це рух без траєкторії, тому поняття “орбіту”, висунута Бором, нині приймається, тобто. можна говорити тільки з тим чи іншим ступенем ймовірності про знаходження електрона на певній відстані від ядра.

2. З принципу невизначеності можна пояснити, чому електрон не падає на ядро.

Закони руху мікрочастинок у квантовій хімії виражені рівнянням Шредінгера, який застосував хвильову функцію y для опису руху електрона в 3-х мірному просторі.

;

, де Ñ - оператор "набла", y - хвильова функція, Е – повна енергія, Е п – потенційна енергія, (Е – Е п) – кінетична енергія.

y 2 dV - можливість знаходження електрона в елементарному обсязі dV.

Рішення рівняння Шреденгера у полярній системі координат дає 3 незалежні величиниякі називаються квантовими числамиелектрона: n, l, m e . Вводять також ms - спинове квантове числощо характеризує рух електрона навколо своєї осі.

Квантові числа – просторові та енергітичні характеристики електрона. Електрони в атомі утворюють електронну оболонку, яка складається з електронних шарів, а електронні шари складаються з атомних орбіталей.

Атомна орбіталь - область найбільш можливого знаходження електрона.

1).n - головне квантове число,воно характеризує розмір електронної хмари, тобто відстань від ядра до найбільш щільної частини цієї хмари. Електрони, що мають хмари однакового розміру, незалежно від форми, становлять електронний шароболонки атома чи енергітичний рівень.

n набуває значення 1;2;3;…;¥. n відповідає номеру періоду.

2). ℓ - орбітальне квантове число, воно характеризує форму електронної хмари чи енергетичний підрівень. ℓ приймає значення від 0 до n – 1.

Електрони, що характеризуються значеннями орбітального квантового числа 0,1, 2 та 3, називають відповідно s-електронами, р-електронами, d-електронами та f-електронами. При даному значенніголовного квантового числа n найменшою енергією мають s-електрони, потім р-, d-і f-електрони.

3). m ℓ - магнітне квантове число, воно характеризує орієнтацію електрона на полі, яке створюють інші електрони.

Магнітне квантове число набуває значення 2ℓ + 1 (- ℓ, … 0, … + ℓ).

Електронну хмару певного розміру (з певним значенням n), певної форми(з певним значенням ℓ), та певним чином орієнтоване у просторі (з певним значенням m), називається електронною орбіталлюі зображується у вигляді квантового осередку.

4). m s – спинове число.

Спинове квантове число відображає наявність електрона власного моментуруху. Проекція власного моменту кількості руху електрона на обраний напрямокі називається спином.

m s = ± ½, тобто електрони можуть обертатися за годинниковою або проти годинникової стрілки. На одній електронної орбітиможуть бути два електрони з протилежно спрямованими спинами.